高考化学 专题十 盐类的水解和沉淀溶解平衡
盐类水解与沉淀溶解平衡专题复习
专题十盐类水解与沉淀溶解平衡平衡问题是近几年高考题中的新宠,是包括化学平衡、电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的一个大的平衡体系,分析突破点都是动态平衡,条件改变时,平衡可能会改变,但各平衡常数只与温度有关。
该题一改以往简单设问方式,考查了学生分析图象、整合信息的能力,可以预见该考点仍是以后高考的热点问题。
曾经风行一时的无机框图题，由于虚拟的情景，受到质疑和抨击，同时已不符合新课程强调“有将化学知识应用于生产、生活实践的意识，能够对与化学有关的社会问题做出合理的判断”等要求，所以，当前各省化学高考中已逐步摒弃虚拟的、不真实的框图提问，在二卷中的实验题、无机题等都代之以“工艺流程”、“操作流程”等工业流程题。
盐类水解原理及其应用1.(2011年理综)对滴有酚酞试液的下列溶液,操作后颜色变深的是()A.明矾溶液加热B.CH3COONa溶液加热C.氨水中加入少量NH4Cl固体D.小打溶液中加入少量NaCl固体答案:B。
2.(2011年理综)对于0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液,正确的是()A.升高温度,溶液pH降低B.c(Na+)=2c(S)+c(HS)+c(H2SO3)C.c(Na+)+c(H+)=2c(S)+2c(HS)+c(OH-)D.加入少量NaOH固体,c(S)与c(Na+)均增大答案:D。
3.(2010年理综)下列关于电解质溶液的正确判断是()A.在pH=12的溶液中,K+、Cl-、HC、Na+可以大量共存B.在pH=0的溶液中,Na+、N、S、K+可以大量共存C.由0.1 mol·L-1一元碱BOH溶液的pH=10,可推知BOH溶液存在BOH B++OH-D.由0.1 mol·L-1一元酸HA溶液的pH=3,可推知NaA溶液存在A-+H2O HA+OH-答案:D。
4.(2009年理综)在一定条件下,Na2CO3溶液存在水解平衡:C+H2O HC+OH-。
盐类水解和沉淀溶解平衡
生活中的实例
食品加工
在食品加工中，盐类水解和沉淀 溶解平衡被用于改善食品的口感 和品质。例如，在制作面包时添 加适量的盐可以提高面包的口感 和保鲜期；在制作豆腐时调节pH 值可以控制豆腐的质地和口感。
洗涤剂
洗涤剂中的表面活性剂通过盐类 水解和沉淀溶解平衡发挥作用， 可以降低水的表面张力，提高洗 涤效果。
盐类水解和沉淀溶解平衡
• 盐类水解 •Βιβλιοθήκη 沉淀溶解平衡 • 盐类水解与沉淀溶解平衡的关系 • 实验与观察 • 实际应用与案例分析
01
盐类水解
定义与原理
定义
盐类水解是指盐溶液中的盐离子或阴、阳离子与水电离出的 氢离子或氢氧根离子结合，生成弱酸或弱碱的反应。
原理
盐类水解是酸碱中和反应的逆反应。在盐溶液中，盐电离出 的弱酸根离子或弱碱阳离子与水电离出的氢离子或氢氧根离 子结合，生成弱酸或弱碱，从而打破了水的电离平衡，使得 溶液呈现酸性或碱性。
化学分析
盐类水解和沉淀溶解平衡在化学分析中具有重要应用，如滴定分析、重量分析等。通过控制反应条件，可以提高分析 的准确度和灵敏度。
生物化学研究
在生物化学研究中，盐类水解和沉淀溶解平衡被用于研究生物分子的结构和功能。例如，通过调节溶液的pH值和离 子强度，可以研究蛋白质的稳定性、构象变化等。
材料科学
在材料科学中，盐类水解和沉淀溶解平衡被用于制备和表征各种功能材料，如纳米材料、陶瓷材料等。 通过控制反应条件，可以获得具有特定结构和性能的材料。
同离子效应
加入与沉淀离子相同的离子，可以抑制沉淀 的溶解，降低沉淀溶解度。
络合剂
络合剂可以与沉淀离子形成络合物，从而降 低沉淀溶解度。
沉淀溶解平衡的应用
分离和提纯
盐类水解和沉淀溶解平衡
盐类水解和沉淀溶解平衡一、盐类的水解要点一：盐类水解规律1．有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
2．多元弱酸根，浓度相同时，正酸根比酸式根水解程度大，碱性更强(如Na2CO3＞NaHCO3)。
要点二：水解方程式的书写1．因单个离子水解程度较弱，故水解反应方程式用“”，生成的产物少，生成物一般不标“↓”或“↑”。
2．多元弱酸对应的盐水解方程式与多元弱酸的电离方程式一样也是分步进行，不能合并。
3．多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成。
例如FeCl3水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 4．双水解是指阴阳离子均水解，且水解程度较大，一般能进行到底，此类水解用“=”表示，生成物中的沉淀、气体要用“↓”或“↑”标出，如Al3+与AlO2-、HCO3-、HS-、S2-之间均3+-1.内在因素:组成盐的弱离子对应的酸或碱越弱（即越难电离，Ka越小）,盐的水解程度越大. 判断酸式盐溶液的酸碱性①强酸酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性：NaHSO4：。
②弱酸酸式盐取决于酸式根的电离程度和水解程度的相对大小：NaHCO3 ：。
NaHS：。
Na2HPO4：。
NaHSO3：。
2.外在因素:①温度：升高温度，能促进盐的水解(因盐的水解是吸热的)；②冲稀：用水稀释,盐的浓度减小,水解所呈现的酸碱性减弱,但盐的水解程度增大；③加入酸或碱：能促进或抑制盐的水解,加入水解呈现的酸碱性相反的盐也能促进盐的水解。
要点四：盐类水解的应用1．易水解盐溶液的配制和保存：配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。
2．离子共存：Al3+、Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-等不共存。
3．溶液的蒸干：有些盐如FeCl3 MgCl2，由溶液蒸干得到晶体时，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制水解。
4.保存Na2CO3不能用磨口玻璃，NH4F不能用玻璃：。
盐类水解和沉淀溶解平衡
a、溶液显酸性（以NaH2PO4 、NaHSO3为例)
NaH2PO4
Na+ + H2PO4-
H2PO4H2PO4-+H2O
HPO42- + H+ OH- + H3PO4
(电离) ∨
(水解)
所以导致溶液中[OH-] ＜ [H+]，溶液显酸性。
② a、弱酸+盐溶液混合
如：CH3COOH+CH3COONa
2、下列盐的水溶液中，哪些呈酸性
（ 134 ） 哪些呈碱性（ 2 5 ）
(1) FeCl3 (2) NaClO (3) (NH4)2SO4 (4) AgNO3 (5)Na2S (6)K2SO4
水解规律：
①有弱才水解，越弱越水解； 谁强显谁性，同强显中性。
。 ②第一步水解远大于第二步水解，以此类推。 ③温度越高，水解程度越大。 ④双水解程度比单水解程度大。
二、水解反应的方程式书写
1.盐类水解一般比较微弱，通常用“≒”表示，同 时无沉淀和气体产生。
2.多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水 解程度比第二步水解程度大得多；多元弱碱的阳离子 水解一步完成。
四、盐溶液中各种粒子的关系
1、离子浓度大小顺序 2、物料守恒（原子守恒） 3、质子守恒: [H+]水 = [OH-]水 4、电荷守恒
溶液中的一个不等式、三个等式
四、离子浓度大小顺序
1.水解、电离的程度本身很小 2.第一步为主、后面的程度小很多 3.物料/电荷/质子，三大守恒 4.常见的三个电离大于水解的酸式酸根 5.一般，酸性OH-最少，碱性，H+最少 6.NH4Cl与氨水同浓度显碱性等
电荷守恒：
1.溶液中离子要找全
高考化学一轮复习专题10盐类水解和沉淀溶解平衡课件
二、盐类水解的影响因素及应用 1.内因:盐本身的性质 (1)弱碱越弱,其阳离子的水解程度就越⑤ 大 ,对应盐溶液的酸性越 ⑥强。 (2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越⑦ 大 ,对应盐溶液的碱性越 ⑧强。
(1)温度:升高温度,水解平衡⑨ 正向移动 ,水解程度 增大 。 (2)浓度 a.增大盐溶液的浓度,水解平衡 正向移动 ,水解程度 减小 ,但 水解产生的离子浓度 增大 ;加水稀释,水解平衡 正向移动 ,水 解程度 增大 ,但水解产生的离子浓度 减小 。
12/12/2021
注意 ①利用生成沉淀分离或除去某种离子,首先,要使生成沉淀的反应能 够发生;其次,沉淀生成的反应进行得越完全越好。如要除去溶液中的Mg2+,可 使用NaOH等使之转化为溶解度较小的Mg(OH)2。 ②不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的 离子浓度小于1×10-5 mol·L-1时,沉淀就达完全。由Ksp的表达式可知,使除去 的离子在溶液中残留的浓度尽可能小,需要加入过量的沉淀剂。 (2)当Qc<Ksp时,沉淀就会溶解。常用的方法有: ①酸碱溶解法。 加入酸或碱与沉淀溶解平衡体系中的相应离子反应,降低相应离子的浓度, 使平衡向沉淀溶解的方向移动。如难溶于水的BaCO3可溶于盐酸中。 ②发生氧化还原反应使沉淀溶解。 某些金属硫化物(如CuS、HgS等),其溶度积特别小,在其饱和溶液中c(S2-)
例 (2015江苏单科,14,4分)室温下,向下列溶液中通入相应的气体至溶液
pH=7(通入气体对溶液体积的影响可忽略),溶液中部分微粒的物质的量浓
度关系正确的是 ( )
A.向0.10 mol·L-1 NH4HCO3溶液中通CO2:c(NH 4)=c(HC O )3- +c(C O )32 -
2013高考化学必考题型早知道 专题十 盐类水解和沉淀溶解平衡.pdf
专题十 盐类水解和沉淀溶解平衡 1.[2012·江苏化学，15] 25 ℃时，有c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1的一组醋酸、醋酸钠混合溶液，溶液中c(CH3COOH)、c(CH3COO－)与pH的关系如图所示。
下列有关溶液中离子浓度关系的叙述正确的是( ) A. pH＝5.5的溶液中：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－) B．W点所表示的溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－) C．pH＝3.5的溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)＋c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1 D．向W点所表示的1.0 L溶液中通入0.05 mol HCl气体(溶液体积变化可忽略)：c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－) 2. [2012·广东理综，23]对于常温下pH为2的盐酸，叙述正确的是( ) A．c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－) B．与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液显酸性 C．由H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1 D．与等体积0.01 mol·L－1乙酸钠溶液混合后所得溶液中：c(Cl－)＝c(CH3COO－) 3. [2012·安徽理综，12]氢氟酸是一种弱酸，可用来刻蚀玻璃。
已知25 ℃时： ①HF(aq)＋OH－(aq)===F－(aq)＋H2O(l) ΔH＝－67.7 kJ·mol－1 ②H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 在20 mL 0.1 mol·L－1氢氟酸中加入V mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液，下列有关说法正确的是( ) A．氢氟酸的电离方程式及热效应可表示为：HF(aq)F－(aq)＋H＋(aq) ΔH＝＋10.4 kJ·mol－1 B．当V＝20时，溶液中：c(OH－)＝c(HF)＋c(H＋) C．当V＝20时，溶液中：c(F－)0时，溶液中一定存在：c(Na＋)>c(F－)>c(OH－)>c(H＋) 4．[2012·天津理综，5]下列电解质溶液的有关叙述正确的是( ) A．同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7 B．在含有BaSO4沉淀的溶液中加入Na2SO4固体，c(Ba2＋)增大 C．含1 mol KOH的溶液与1 mol CO2完全反应后，溶液中c(K＋)＝c(HCO) D．在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH，可使c(Na＋)＝c(CH3COO－) 5．[2012·四川理综，10]常温下，下列溶液中的微粒浓度关系正确的是( ) A．新制氯水中加入固体NaOH：c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－) B．pH＝8.3的NaHCO3溶液：c(Na＋)>c(HCO)> c(CO)> c(H2CO3) C．pH＝11的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合：c(Cl－)＝c(NH)>c(OH－)＝c(H＋) D．0.2 mol·L－1 CH3COOH溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合：2c(H＋)－2c(OH－)＝c(CH3COO－)－c(CH3COOH) 6．[2012·重庆理综，11]向10 mL 0.1 mol·L－1NH4Al(SO4)2溶液中，滴加等浓度Ba(OH)2溶液x mL。
高考化学 专题十 盐类的水解和沉淀溶解平衡课件
(1)表达式
对于溶解平衡MmAn(s)
mMn＋(aq)＋nAm－(aq)
Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
(2)影响因素：只受_温__度___影响。
(3)溶度积规则 某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc(离子 积)与Ksp的关系：
<
=
>
5.影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因
难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
命题规律
2.了解难 溶电解质
粒子浓 度大小 比较
2.由于盐类水解涉及
面较广，除了粒子浓
选择题
★★★★★ 度大小比较外，将盐
非选择题
类水解与其他知识结
合进行考查，将是今
的沉淀溶
后命题的基本方向。
解平衡及 沉淀转化 的本质。
沉淀溶 选择题 解平衡 非选择题
★★★★
3.沉淀溶解平衡是新 增的考点，除常规考 查方式外，与图像结 合考查也是今后命题
(2)外因 ①温度、浓度
条件
移动方向
升高温度
_右__移___
反应物 增大 浓度 减小
右移 ______ 左移 ______
水解程度
__增__大__
减小 ______
增大 ______
水解产生的离子浓度
_增__大___ 增大 ______ 减小 ______
②外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。
的方向之一。
盐类的水解
1.定义 在 溶 液 中 盐 电 离 出 来 的 离 子 跟 _水__电__离__产__生__的__H__＋__或__O_H__－__ 结 合 生成_弱__电__解__质__的反应。
2.实质
高中化学高考总复习专项突破《盐类水解和沉淀溶解平衡》重点考点名师归纳汇编含解析
专题十一 盐类水解和沉淀溶解平衡考纲展示 命题探究考点一 盐类水解1 概念在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应。
2 实质盐电离―→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫弱酸的阴离子→结合H ＋弱碱的阳离子→结合OH －―→ 破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→⎩⎪⎨⎪⎧c H ＋≠c OH －―→溶液呈碱性或酸性c H ＋ ＝c OH － ―→溶液呈中性3 特点4 表示方法(水解的离子方程式)(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“ ”号连接。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。
不把产物(如NH 3·H 2O 、H 2CO 3)写成其分解产物的形式。
如Cu(NO 3)水解的离子方程式为Cu 2＋＋2H 2O Cu(OH)2＋2H ＋。
NH 4Cl 水解的离子方程式为NH ＋4＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
如Na 2CO 3水解反应的离子方程式为CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －、HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解可用一步表示，如：FeCl 3溶液中，Fe 3＋水解的离子方程式为Fe 3＋＋3H 2O Fe(OH)3＋3H ＋。
(4)水解分别是弱酸和弱碱的离子组，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等表示，如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液反应的离子方程式为Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。
5 影响因素 (1)内因(本质)弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
如酸性：CH 3COOH>H 2CO 3>HCO －3――→决定相同浓度的Na 2CO 3、NaHCO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为Na 2CO 3>NaHCO 3>CH 3COONa 。
高考化学高频考点：盐类的水解 沉淀溶解平衡
答案：A C
【重要考点2】溶液中离子浓度大小比较 【典型例题2】下列有关电解质溶液中微粒的物质的量 浓度关系正确的是( ) A．在0.1 mol· L-1NaHCO3溶液中：c(Na+)＞c(HCO3-)＞ c(CO32-)＞c(H2CO3) B ． 在 0.1 mol· L-1Na2CO3 溶 液 中 ： c(OH-) － c(H+) ＝ c(HCO3-)＋2c(H2CO3) C．向0.2 mol· L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1 mol· L1NaOH溶液：c(CO 2-)＞c(HCO -)＞c(OH-)＞c(H+) 3 3
【重要考点1】 电离与水解综合应用
1．三大守恒关系： 盐类水解和离子浓度大小的比较是高考的必 考点。解题的关键在于考虑水解、电离以及两者 的相对强弱关系。解题中要抓住一个原理，两类 平衡，三个守恒 ( 即平衡移动原理，电离平衡和水 解平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒)。
守恒 关系
定义
实例
电解质溶液呈电中性，即 在NaHCO3溶液中： +)+c(H+) = c(OH-) c (Na 所有阳离子所带的正电荷 电荷 -)+2c(CO 2-) +c(HCO 总数与所有阴离子所带的 守恒 3 3 负电荷总数相等 物料 实质也就是原子守恒，即 在Na2CO3溶液中： c(Na+)=2c(CO)+ 守恒 原子在变化过程(水解、电 2c(HCO3-)+2c(H2CO3) 离)中数目不变 Na2CO3溶液中： 即在纯水中加入电解质， c(OH-)=c(HCO-)+ 质子 最后溶液中由水电离出的 +与OH-相等(可由电荷守恒 H 2c(H2CO3)+c(H+) 守恒 及物料守恒推出)
5年高考3年模拟B版课标III2019年高考化学专题十盐类水解和沉淀溶解平衡PDF含解析
）
Ｃ．ｘ
＝
３０
时，溶液中有
Ｂａ２＋
、ＡｌＯ
－ ２
、ＯＨ－
，且
ｃ（
ＯＨ－
）
＜ｃ（
ＡｌＯ
－ ２
）
Ｄ．ｘ ＝ ３０ 时，溶液中有 Ｂａ２＋ 、Ａｌ３＋ 、ＯＨ－ ，且 ｃ（ ＯＨ－ ） ＝ ｃ（ Ｂａ２＋ ）
４． 答案 Ａ ＮＨ４ Ａｌ（ ＳＯ４ ） ２ 溶液中滴加 Ｂａ（ ＯＨ） ２ 溶液，Ｂａ２＋ 与
对应学生用书起始页码 Ｐ１０１
续表
应用
举例
保存易水解 的盐溶液
实验室保存 ＦｅＣｌ３ 溶液、ＡｌＣｌ３ 溶液，要在溶液中加少 量盐酸，抑制 Ｆｅ３＋ 、Ａｌ３＋ 的水解。 同 理 在 保 存 ＣｕＳＯ４ 溶液时，常加几滴稀 Ｈ２ ＳＯ４ 来抑制 Ｃｕ２＋ 的水解
判断盐溶液 蒸干产物
胶体的制取
物质的提纯 离子共存 的判断
４ ２
５ 年高考 ３ 年模拟 Ｂ 版（教师用书）
专题十 盐类水解和沉淀溶解平衡
考点一 盐类水解
１．盐类水解的实质
{ } 弱酸的阴离子 → 结合 Ｈ＋
盐电离
→ 弱碱的阳离子
→ 结合 ＯＨ－
→ 破坏了水
的电离平衡 → ｃ（ Ｈ＋ ） ≠ｃ（ ＯＨ－ ） → 溶液呈酸性或碱性
２．盐类水解的规律：有弱才水解，越弱越水解；谁强显
ＮＨ
＋ ４
可以与
Ｍｇ（ ＯＨ） ２
电离产生的
ＯＨ－ 结合生
成一水合氨，破坏了氢氧化镁的溶解平衡，能使Ｍｇ（ ＯＨ） ２ 固体
减少，Ｄ 正确。
３．（２０１８ 云南师大附中第一次月考，１３） 向体积为 Ｖ１ 的 ０．１ ｍｏｌ ／ Ｌ
2020年高考课标版高考化学 10_专题十 盐类水解 沉淀溶解平衡
专题十盐类水解沉淀溶解平衡挖命题【考情探究】考点内容解读5年考情预测热度考题示例难度关联考点盐类水解原理及其应用了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用2017课标Ⅰ,13,6分难弱酸电离平衡常数的计算与应用★★★2016课标Ⅲ,13,6分中K sp及电荷守恒的应用沉淀溶解平衡及其应用1.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡2.理解溶度积(K sp)的含义,能进行相关的计算2018课标Ⅲ,12,6分难★★★分析解读盐类的水解是高考的重点,每年高考都有考查该知识的试题,考查的形式有两种:一种是以选择题形式出现,综合考查包括盐类水解和沉淀溶解平衡在内的水溶液中的平衡内容;另一种是以非选择题形式出现,一般赋分6~12分。
考查的重点内容有:①分析盐对水的电离程度的影响并进行定性判断或定量计算;②pH大小的比较;③微粒浓度大小的比较等。
从近几年的高考试题来看,将盐类水解与其他知识有机地结合起来一起考查学生各方面的能力,仍将是今后命题的基本方向。
关于沉淀的溶解平衡知识在近几年的高考试题中也有考查,预计在今后的高考中,本部分知识仍然是考查的重点,可以结合图像在选择题或综合题中考查,试题难度较大。
【真题典例】破考点【考点集训】考点一盐类水解原理及其应用1.(2018浙江“七彩阳光”联盟期初联考,8)下列盐类水解的应用不正确的是()A.实验室配制氯化铁溶液时,滴入少量稀硫酸抑制水解B.为使纯碱溶液的去油污效果更好,可以使用热的纯碱溶液C.明矾可用于净水,是由于溶于水后产生的Al(OH)3胶体具有吸附作用D.铵态氮肥不能和草木灰混合施用,是由于N H4+与C O32-互相促进水解,肥效下降答案A2.(2017河南百校联盟3月联盟,11)25 ℃时,有pH=2的HX溶液和HY溶液各1 mL ,分别加水稀释,溶液pH 随溶液体积变化的曲线如图所示。
下列说法正确的是()A.a、c两点对应HX的电离平衡常数:K a(c)>K a(a)B.a、b两点对应的溶液中:c(X-)>c(Y-)C.等物质的量浓度的NaX和NaY的混合溶液中:c(HY)>c(HX)D.分别向10 mL 0.1 mol/L HX溶液和10 mL 0.1 mol/L HY溶液中滴加同浓度的氢氧化钠溶液至pH=7,消耗氢氧化钠溶液较少的是HX答案C3.(2018安徽江南十校综合素质检测,12)常温下,下列有关叙述不正确的是()A.若NH4Cl溶液的pH=6,则c(Cl-)-c(N H4+)=9.9×10-7 mol·L-1B.CH3COONa和CaCl2混合溶液中:c(Na+)+c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+2c(Cl-)C.等物质的量浓度的Na2CO3与NaHCO3的混合溶液中:2c(Na+)=3c(C O32-)+3c(HC O3-)+3c(H2CO3)D.已知H2A的K a1=4.17×10-7,K a2=4.9×10-11,则NaHA溶液呈碱性答案B4.(2018山西太原3月模拟,12)室温下,下列溶液中微粒浓度关系一定正确的是()A.0.1 mol ·L -1Na 2CO 3溶液中,加水稀释,c(HCO 3-)c(CO 32-)的值减小B.pH=7的氨水与氯化铵的混合溶液中:c(Cl -)>c(N H 4+) C.0.1 mol ·L -1的硫酸铝溶液中:c(S O 42-)>c(Al 3+)>c(H +)>c(OH -)D.pH=2的醋酸溶液和pH=12的NaOH 溶液等体积混合:c(Na +)=c(CH 3COO -)+c(CH 3COOH) 答案 C5.(2019届辽宁六校协作体期初联考,12)20 ℃时,在H 2C 2O 4、NaOH 混合溶液中,c(H 2C 2O 4)+c(HC 2O 4-)+c(C 2O 42-)=0.100 mol/L 。
高中化学专题——盐类水解、沉淀溶解平衡
盐类水解、沉淀溶解平衡[最新考纲] [考向分析] 1.认识盐类水解的本质是中和反应的逆反应，能多角度、动态地分析盐类水解和沉淀溶解平衡，并用相关的原理解决实际问题2.能运用水解平衡模型和沉淀溶解平衡模型解释化学现象，揭示现象的本质与规律3.能发现和提出有探究价值的盐类水解和沉淀溶解平衡的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究4.应具有严谨求实的科学态度，具有探索未知、崇尚真理的意识；赞赏化学对社会发展的重大贡献，具有可持续发展意识和绿色化学观念，能对与盐类水解和沉淀溶解平衡有关的社会热点问题做出正确的价值判断1.重点考查盐类的水解平衡及其移动，常考查：(1)盐类的水解平衡移动的应用(2)溶液中离子浓度关系的分析2.重点考查沉淀溶解平衡及其应用，常考查：(1)沉淀的溶解与转化(2)溶解度与K sp的相关转化与比较(3)金属阳离子沉淀完全的pH及沉淀分离的相关计算考点一盐类水解和粒子浓度大小比较真题感悟——悟真题、明方向1．(2018·北京，11)测定0.1 mol·L－1Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻①②③④温度/℃25 30 40 25pH 9.66 9.52 9.37 9.252沉淀多。
下列说法不正确的是(C)A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO2－3＋H2O HSO－3＋OH－B．④的pH与①不同，是由SO2－3浓度减小造成的C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致D．①与④的K w值相等[解析]C错：①→③的过程中，pH变小，说明SO2－3水解产生的c(OH－)减小；升高温度，SO2－3的水解平衡正向移动，溶液中SO2－3水解产生的c(OH－)增大，pH应增大，而实际上溶液的pH减小，其主要原因是实验过程中部分SO2－3被空气中的O2氧化生成SO2－4，溶液中c(SO2－3)减小，水解平衡逆向移动，则溶液中c(OH－)减小，pH减小；①→③的过程中，温度升高，SO2－3的水解平衡正向移动，而c(SO2－3)减小，水解平衡逆向移动，二者对水解平衡移动方向的影响不一致。
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要点一 盐溶液酸碱性的判断方法
1.强酸与弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性，如NH4Cl、FeCl3等。 2.强碱与弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性，如Na2CO3，K2S等。 3.强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，如NaCl、K2SO4等。 4.弱酸弱碱盐，其水解程度大于(1)(2)两类，有的甚至水解完全。 具体有三种情况：①生成的弱酸的电离程度大于生成的弱碱的 电离程度，溶液呈酸性，如NH4F；②生成的弱酸的电离程度小 于生成的弱碱的电离程度，溶液呈碱性，如NH4HCO3；③生成 的弱酸和弱碱的电离程度相同，溶解
1.定义 在溶液中盐电离出来的离子跟___水__电__离__产__生__的__H_＋__或__O__H__－结合生 成___弱__电__解__质的反应。
2.实质
盐
电
离
→
弱酸的阴离子→结合__H_+__ 弱碱的阳离子→结合__O_H__-_
→
c(H
＋
)≠c(OH)
→破坏了_水__的__电__离__平__衡____→水的电离程度_增__大__→溶液
a.外加酸碱
水解程度的影响 外加物质
弱酸阴离子 弱碱阳离子
酸
_增__大__
_减__小__
碱
减小 _____
增大 _____
b.加能水解的盐
抵制
促进
水解规律口诀 两强不水解，有弱才水解； 谁强显谁性，同强显中性； 越弱越水解，越热越水解； 越稀越水解，越浓越难解； 加酸抑制阳，加碱抑制阴； 同性相抑制，异性相促进。
NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式： _A_l_3＋__＋__3_H_C__O_－ 3_=__=_=_A_l_(O__H__)3_↓_＋__3_C_O__2↑_。
6.影响因素
(1)内因 形成盐的酸或碱的强弱。对应的酸或碱_越__弱__就越易发生水解。如 酸性：CH3COOH>H2CO3―决―定→相同浓度的 Na2CO3、CH3COONa 溶液的 pH 大小关系为 pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)。
命题规律
2.了解难 溶电解质
粒子浓 度大小 比较
2.由于盐类水解涉及
选择题
面较广，除了粒子浓
★★★★★ 度大小比较外，将盐
非选择题
类水解与其他知识结
合进行考查，将是今
的沉淀溶
后命题的基本方向。
解平衡及 沉淀转化 的本质。
沉淀溶 选择题 解平衡 非选择题
★★★★
3.沉淀溶解平衡是新 增的考点，除常规考 查方式外，与图像结 合考查也是今后命题
酸性 pH<7 _____ ______
碱性 pH>7 _____ ______
5.表示方法——水解的离子方程式
(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方
程式时用“ __ ”号连接，产物不标“↑”或“↓”，不把
产物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。
如：Cu2＋＋2H2O
(1)表达式
对于溶解平衡MmAn(s)
mMn＋(aq)＋nAm－(aq)
Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
(2)影响因素：只受__温__度__影响。
(3)溶度积规则 某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc(离子 积)与Ksp的关系：
<
=
>
5.影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因
难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
考纲要求
高考 考点 考题类型
频度
命题规律
1.本专题主要考查：
1.了解盐类水
(1)盐类水解原理及
盐类
解的原理、影
应用；(2)酸式盐的
水解
响盐类水解程
选择题
电离与水解；(3)溶
原理
★★★
度的主要因素
非选择题
液中粒子浓度大小
及应
、盐类水解的
比较；(4)沉淀溶解
用
应用。
平衡的建立和相关
计算。
考纲要求 考点 考题类型 高考频度
(2)外因
以AgCl(s)
Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH＞0为例
外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－)
升高温度 正向
增大
增大
加水稀释 正向
减小
减小
加入少量 AgNO3 通入HCl
逆向 逆向
增大 减小
减小 增大
通入H2S 正向
减小
增大
Ksp 增大 不变
不变
不变 不变
沉淀溶解平衡的四个注意要点 1.沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡的移动也同样 遵循勒夏特列原理。 2.溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难 溶电解质才有可比性。 3.复分解反应总是向着某些离子浓度减小的方向进行，若生成难 溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行。 4.一定温度下沉淀溶解平衡，曲线上的任意一点，都代表指定温 度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求Ksp。
(2)外因 ①温度、浓度
条件
移动方向
升高温度
_右__移___
反应物 增大 _右__移___
浓度
减小
左移 ______
水解程度
__增__大__
__减__小__ 增大
______
水解产生的离子浓度
_增__大___ _增__大___
减小 ______
②外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。
沉淀溶解平衡
1.含义 在一定温度下的水溶液中，当沉淀_溶__解__和_生__成___的速率相等时， 即建立了溶解平衡状态。 2.建立过程
固体溶质
溶液中的溶质vv溶 溶解 解＝__>____vv沉 沉淀 淀， ，固 溶体 解溶 平解 衡 v溶解<___v沉淀，析出晶体
3.特征
=
≠
不变
4.沉淀溶解平衡常数——溶度积
呈碱性、酸性或中性。
3.特点
可逆
酸碱中和
4.规律
盐的 类型
实例
是否 水解
强酸 强碱盐
NaCl、KNO3
_否__
强酸
NH4Cl、
是 ___
弱碱盐 Cu(NO3)2
弱酸 CH3COONa 是 ___
强碱盐 、Na2CO3
水解的离子
溶液的 溶液的
酸碱性 pH
中性 pH＝7 _____ ______
NH、Cu2＋ ___________ CH3COO－、 __________ CO23 － __________
Cu(OH)2＋2H＋
NH＋H2O
NH3·H2O＋H＋
(2)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一
步水解的离子方程式。 例如Na2CO3水解_C_O__23_－_＋__H_2_O______H__C_O__－ 3 _＋__O_H__－_。
(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。 例如：FeCl3水解_F_e_3_＋_＋__3_H__2O______F__e(_O__H_)_3_＋__3_H_＋_。 (4)水解显酸性和碱性的离子存在于同一溶液中，由于相互促进 水 解 程 度 较 大 ， 书 写 时 要 用 “===” 、 “↑” 、 “↓” 等 ， 如